Transcript – Keemilised elemendid kõrvalalarühmad Loeng 4

Keemilised elemendid –
kõrvalalarühmad
Loeng 4
09.03.07
Vase alarühm
64
29Cu
(4-s periood) (Ar)4s13d10
OA
+1, +2, +3
108
47Ag
(5-s periood) (Kr)5s14d10
OA
+1, +2, +3
197
79Au
(6-s periood) (Xe)6s14f145d10
OA
+1, +3
Kullast ehted on Au+Ag sulamid ja sisaldavad 37,5 kuni 75,0% kulda.
Proov 375 (37,5%), proov 583 (58,3%), proov 750 (75,0%)
Sulamid:
Cu+Zn sulam on valgevask
Cu+Ni on melhior, uushõbe, nikeliin sõltuvalt %-dest
Cu+Sn, Cu+Al, Cu+Si on pronksid
AgNO3 – “põrgukivi” – söövitusvahend meditsiinis
Ag-nõud, “püha” vesi, Ag+ tapab baktereid, arvatakse, et Ag+ sidudes OH– on
vesilahuses negatiivse laengu kandja, mis organismile vajalik.
Tsingi alarühm
65
30Zn
112
48Cd
201
80Hg
(4-s periood) (Ar)4s23d10
OA
+2
(5-s periood) (Kr)5s24d10
OA
+2
(6-s periood) (Xe)6s24f145d10
OA
+1, +2
ZnO on tsinkvalge, värvipigment
ZnS – luminofooride alus (helendavad ekraanid)
CdS – kollane pigment, aga Cd joogivees võib põhjustada vähktõve
HgS – punane pigment, aga Hg-ühendid väga mürgised
Hg2Cl2 – kalomel;
Hg-sulamid on amalgaamid
Hg on raskeim vedelik , 13,5 g/cm3
Skandiumi alarühm
45
21Sc
(4-s periood) (Ar)4s23d1
OA
+3
89
39Y
(5-s periood) (Kr)5s24d1
OA
+3
(6-s periood) (Xe)6s24f145d1
OA
+3
139
57La
Haruldased muldmetallid ehk lantanoidid jrk nr-d 57-71 (15)
La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu
227
89Ac
(7-s periood) (Rn)7s26d1
OA
+3
Aktinoidid jrk nr-d 89-103 (15)
Ac, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr
Ütriumi isotoopi Y-90 kasutatakse vähk-kasvaja raviks, β-kiirguse
allikas
Pu-94 kasutatakse tuumakütuseks
Sc kasutatakse tuumaenergeetikas, on soojus neutronite neelaja
Titaani alarühm
48
22Ti
(4-s periood) (Ar)4s23d2
OA
-1 kuni +4
91
40Zr
(5-s periood) (Kr)5s24d2
OA
+2 kuni +4
(6-s periood) (Xe)6s24f145d2
OA
+3, +4
178
72Hf
TiO2 – titaanvalge, pigment
Titaan on kerge metal <5,0 g/cm3,
4,5 g/cm3
Titaani ja tsirkooniumi lisamine raua sulamitesse tõsteb eluiga
Hafnium on raske metal >5,0 g/cm3
13,36 g/cm3
Vanaadiumi alarühm
51
23V
(4-s periood) (Ar)4s23d3
OA
-1 kuni +5
93
41Nb
(5-s periood) (Kr)5s14d4
OA
-1, +1, +2, +3, +4, +5
(6-s periood) (Xe)6s24f145d3
OA
-1, +1, +2, +3, +4, +5
101
73Ta
V2O3 on katalüsaator, nt väävelhappe tööstuslikul saamisel
Vanaadium lisab tugevust ja kuumakindlust raua sulamitele
Nioobium ja tantaal on “kaksikvennad” – kuuma- ja korrosioonikindlad,
kõvad, tugevad ja plastilised metallid
Nb-sulameid kasutatakse aatomireaktorites
Ta-sulameid elektripirni hõõgniitideks (enne W)
Ta neelab kõrgel temperatuuril gaase
Kroomi alarühm
52
24Cr
(4-s periood) (Ar)4s13d5
96
42Mo
(5-s periood) (Kr)5s14d5
184
74W
OA
-2 kuni +6
OA -2, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6
(6-s periood) (Xe)6s24f145d4 OA -2, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6
W, volfram on kõige kõrgema sulamistemperatuuriga metal 3390º C
WC- volframi karbiit on teemandi kõvadusega
Cr on kõige kõvem metal (9 Mohri järgi)
Kroom-roheline on Cr2O3
Raua triaad
56
26Fe
(4-s periood) (Ar)4s23d6
OA
0, +2, +3, +6
59
27Co
(4-s periood) (Ar)4s23d7
OA
0, +2 ,+3
59
28Ni
(4-s periood) (Ar)4s23d8
OA
0, +1, +2, +3, +4
Rauasulamid - malm või teras sõltuvalt süsiniku %
Koobalt-sulamid on korrosioonikindlad, kulumiskindlad, kõvad
Niklit kasutatakse katalüsaatorina; nikeldamisel nikkelsulfaati
Ar = 1s22s22p63s23p6 3-nda perioodi viimane element,
väärisgaas, väliskiht (3-s) täidetud 8 elektroniga
Mangaani alarühm
55
25Mn
(4-s periood) (Ar)4s23d5
99
43Tc
(5-s periood) (Kr)5s24d5
186
99
75Re
(6-s periood) (Xe)6s24f145d5
OA
OA
+2 kuni +7
+2, +3, +4, +5, +6, +7
OA
+3, +4, +5, +6, +7
43Tc
(tehneetsium) on esimene tehiselement, saadi molübdeenist
1937.a.. reaktorite konstruktsioonielement
Reenium Re on kõige kõrgema keemistemperatuuriga (5900º C)
metall
Plaatinametallid (I)
101
44Ru
(5-s periood) (Kr)5s14d7
OA
0 kuni + 8, -2
103
45Rh
(5-s periood) (Kr)5s14d8
OA
0 kuni +8, -1
106
46Pd
(5-s periood) (Kr)4d10
OA
0 kuni +8
Väärismetallid
Roodiumil Rh on väga hea peegeldusvõime, ei tuhmu
Pallaadium Pd on väga hea vesiniku H2 absorber (850:1)
Kr = 1s22s22p63s23p64s23d104p6 4-nda perioodi viimane element,
täidetud aatomi väliskihiga 8e
Plaatinametallid (II)
190
76Os
(6-s periood) (Xe)6s24f145d6
OA
0 kuni +8
192
77Ir
(6-s periood) (Xe)6s24f145d7
OA
0 kuni +8
195
78Pt
(6-s periood) (Xe)6s14f145d9
OA
0 kuni +8
Osmium on suurima tihedusega metal 22,48 g/cm3
Irridium on samuti väga raske 22,4 g/cm3
Xe = 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6
5-nda perioodi viimane element, väärisgaas täidetud väliskihiga 8e
Happed ja alused
1)
Arrheniuse vesilahuste teooria (1887)
Vesi H2O oluliseim võtmesõna
Svante Arrhenius (1859-1927) rootsi keemik, elektrolüütilise dissotsiatsiooni teoorija
rajaja 1883-1887; 1889 keemilise reaktsiooni kiiruse ja temperatuuri vahelise
sõltuvuse võrrand k= A exp(-E0/RT)
2)
Brønsted-Lowry prootonteooria (1923)
Prooton H+ oluliseim võtmesõna
Johannes Brønsted (1879-1947) taani keemik
Thomas Lowry (1874-1936) inglise keemik
3)
Lewise hapete ja aluste elektronteooria (1923)
Elektronpaar, aktseptor, doonor keskseteks sõnadeks
Gilbert Newton Lewis (1875-1946) ameerika keemik . Aine ehitus, Lewise sümbolid –
valentselektronid punktidena Na• - okteti reegel
Vesilahuste teooria
HAPE on aine, mis vesilahuses (aqua = aq) annab vesinikioone (H+ )
HClaq = H+aq + Claq,
Kui aine annab vette palju H+ ioone, on ta tugev hape (väävelhape), kui vähe,
siis nõrk (äädikhape). Ainete erinev dissotsiatsioonivõime vees.
CH3COOH = H+ + CH3COO
Kdis = [H+][CH3COO]/[CH3COOH]
= 1,8.105
ALUS on aine, mis vesilahuses annab hüdroksüülioone (OH)
NaOHaq = Na+aq + OHaq
Kui aga aine annab vette palju OH–ioone, on ta tugev alus, kui vähe,
siis nõrk [Ca(OH)2].
pH = - lg [H+]
pOH = - lg [OH]
Prootonteooria
Aine,
mis annab ära prootoni on hape, mis võtab juurde on alus.
NH3 + H2O = NH4+ + OH
Vesi on siin hape, ammoniaak on alus (PANH3 > PAH2O )
Vesi dissotsieerub:
H2O = H+ + OH
Paljud ühendid, nagu negatiivsed ioonid, võivad liita prootoni kui positiivse osakese
CO32 + H+ = HCO3
PO43 + H+ = HPO42
HCO3 + H+ = H2CO3, kui pH <7 (happeline keskkond) – siis HCO3 on alus
HCO3 = H+ + CO32 kui pH > 7 (aluseline keskkond) – siis HCO3 on hape
NH4+ on hape, sest annab H+ ära NH4+ = NH3 + H+
H3O+ (hüdrooniumioon) on ka hape, annab H+ ära H3O+ = H+ + H2O.
PA muutub: NH3 > N2H2 > H2O > HCN > H2S > CH3COOH > H3PO4 > HF > HNO3 >
H2O + HBr = H3O+ + Br
HCl > H2SO4 > HBr > HClO4
(vesi on alus)
Prootonteooria puudusi
On reaktsioone, happe-aluselisi, mis ei sisalda prootonit:
Na2O + CO2 = Na2CO3
CO2 kui hape, kui aprotoonne hape
MgO + SO3 = MgSO4
Üldiselt võib happeid jagada:
1) prootonit sisaldavateks, ehk H-hapeteks,
(Brønstedi happed)
2) aprotoonseteks ehk L-hapeteks (Lewise happed).
Lewise happed
Lewis oli üks kovalentse keemilise sideme kontseptsiooni loojatest,
seletas keemilist sidet kui ühise elektronpaari teket
BF3 + NH3 = F3BNH3
Boorfluoriid on elektroonpaari haaraja – aktseptor, on hape
HAPE on suure afiinsusega elektronpaari suhtes.
Ammoniaak on elektronpaari äraandja – doonor, on alus
NH3 + HCl = NH4Cl = NH4+ + Cl siin ühine e-paar läheb kloorile
HAPPELISUS ja ALUSELISUS
… lahustes näidatakse pH või pOH kaudu
AINE
[H+] M
pH
pOH
[OH-] M
Maohape
1x10-1,5
1,5
12,5
1x10-12,5
Sidrunimahl
1x10-2,4
2,4
11,6
1x10-11,6
Must kohv
1x10-5
5,0
9,0
1x10-9
Vihmavesi
1x10-5.6
5,6
8,4
1x10-8,4
Puhas vesi
1x10-7
7,0
7,0
1x10-7
Veri
1x10-7,4
7,4
6,6
1x10-6,6
Merevesi
1x10-8
8,0
6,0
1x10-6
Seep
1x10-9
9,0
5,0
1x10-5
Vee molekul
Molekuli teke kahest vesiniku ja ühest hapniku aatomist
Andmeid vee molekuli kohta
Vee molekulis on hapnikul O suhteline negatiivne laeng ~-0,74
Mõlemal vesinikul H suhteline positiivne laeng a' +0,37
Hapniku ja vesiniku elektronegatiivsusesd on erinevad: ENO > ENH
(3,5 ja 2,1 vastavalt)
Vee dipoolmoment on μ = δ.l = 1,84 D
δ on efektiivne laeng,
l kaugus efektiivsete laengute keskmete vahel,
D on debai - dipoolmomendi mõõteühik
1 D = 3,338.10-30 C.m (kulon korda meeter).
1 elementaarlaeng e
e = 1,6.10-19 C
Vee klastrid (I)
Vee molekul moodustab vesiniksidemete kaudu klastri viiest
molekulist (H2O)5
Vee klastrid (II)
Vee suurem klaster 280-st molekulist (H2O)280
Vee anomaaliast (I)
Vee keemistemperatuur ilma vesinik sidemeteta oleks ~-90° C
Vee anomaaliast (II)
Vee tihedus, 1 grammi vee ruumala cm3-tes sõltuvalt t°-st
Elektolüütiline dissotsiatsioon
Elektrolüüt on aine, mis vees lahustudes annab ioone ja seoses
sellega lahuse elektrijuhtivus kasvab.
Elektrolüüdid on happed, alused, soolad
NaCl lahustumine vees